Ayrışma (kimya) sayfasının kaynağını görüntüle

[[Kimya]] ve [[biyokimya]]da '''ayrışma''', moleküllerin (veya [[Tuz (kimya)|tuz]]lar veya [[Koordinasyon bileşiği|bileşik]]ler gibi iyonik bileşiklerin) [[atom]]lar, [[iyon]]lar veya [[Radikal (kimya)|radikal]]ler gibi daha küçük parçacıklara ayrıldığı genel bir süreçtir. Örneğin, bir [[asit]] suda çözündüğünde, bir [[Elektronegatiflik|elektronegatif]] atom ile bir [[hidrojen]] atomu arasındaki [[Kovalent bağ|kovalent bir bağ]], bir proton (H<sup>+</sup>) ve bir negatif [[iyon]] veren heterolitik fisyon tarafından kırılır. Ayrışma, '''birleşme''' veya '''rekombinasyonun''' tersidir.

== Ayrışma sabiti ==
[[Kimyasal denge|Kimyasal bir dengede]] tersinir ayrışmalar için

: AB {{Eqm}} A + B

''K''<sub>d</sub> ayrışma sabiti, ayrışanların çözülmemiş bileşiğe oranıdır

: <math>K_d = \mathrm{\frac{[A][B]}{[AB]}}</math>

parantezler türlerin denge konsantrasyonlarını gösterir.<ref name="Atkins">Atkins P. and de Paula J. ''Physical Chemistry'' (8th ed. W.H.Freeman 2006) p.763 {{ISBN|978-0-7167-8759-4}}</ref>

== Ayrışma derecesi ==
Ayrışma derecesi, ayrışmış orijinal çözünen moleküllerin fraksiyonudur. Genellikle Yunan sembolü α ile gösterilir. Daha doğrusu, ayrışma derecesi, mol başına iyonlara veya radikallere ayrışan çözünen madde miktarını ifade eder. Çok güçlü asitler ve bazlar durumunda, ayrışma derecesi 1'e yakın olacaktır. Daha az güçlü asitler ve bazlar daha az ayrışma derecesine sahip olacaktır. Bu [[parametre]] ile [[van 't Hoff faktörü]] '''<math>i</math>''' arasında basit bir ilişki vardır. Çözünen madde <math>n</math> iyonlarına çözünürse, o zaman

: <math>i = 1 + \alpha (n - 1)</math>

Örneğin, aşağıdaki ayrışma için

: KCl {{Eqm}} K <sup>+</sup> + Cl <sup>-</sup>

<math>n = 2</math> için <math>i = 1 + \alpha</math> olacaktır.

== Tuzlar ==
''Ayrıca bakınız: [[Çözünürlük dengesi]]''

Tuzların su gibi bir [[çözelti]] içinde çözülerek ayrışması, [[İyon|anyonların]] ve [[İyon|katyonların]] ayrılması anlamına gelir. Tuz, çözücünün [[Buharlaşma|buharlaştırılmasıyla]] geri kazanılabilir.

Bir [[elektrolit]], serbest iyonlar içeren ve elektriksel olarak iletken bir ortam olarak kullanılabilen bir maddeyi ifade eder. Çözünen maddenin çoğu zayıf bir elektrolit içinde ayrışmazken, güçlü bir elektrolitte daha yüksek bir çözünen madde oranı ayrışarak serbest iyonlar oluşturur.

Zayıf bir elektrolit, çözelti içinde çoğunlukla [[molekül]] formunda bulunan ("ayrışmamış" olduğu söylenen), iyon şeklinde sadece küçük bir fraksiyonu olan bir maddedir. Basitçe bir maddenin kolayca ayrışmaması onu zayıf bir elektrolit yapmaz. [[Asetik asit]] (CH<sub>3</sub>COOH) ve [[amonyum]] (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) iyi örneklerdir. Asetik asit suda son derece çözünür, ancak bileşiğin çoğu moleküller halinde çözünerek onu zayıf bir elektrolit haline getirir. Zayıf bazlar ve zayıf asitler genellikle zayıf elektrolitlerdir. Sulu bir çözelti içinde bir miktar CH<sub>3</sub>COOH ve bir miktar da CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> ve ortaya H<sup>+</sup> çıkacaktır.

Güçlü bir elektrolit, çözeltide tamamen veya neredeyse tamamen iyonlar halinde bulunan bir çözünen maddedir. Yine, bir elektrolitin gücü, moleküllerden ziyade iyon olan çözünen madde yüzdesi olarak tanımlanır. Yüzde ne kadar yüksekse, elektrolit o kadar güçlüdür. Bu nedenle, bir madde çok çözünür olmasa da, tamamen iyonlara ayrışsa bile, madde güçlü bir elektrolit olarak tanımlanır. Zayıf bir elektrolit için de benzer mantık geçerlidir. Güçlü asitler ve bazlar, HCl ve H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> iyi örneklerdir. Bunların hepsi sulu bir ortamda iyonlar olarak var olacaktır.

== Gazlar ==
[[Gaz]]lardaki ayrışma derecesi, α sembolü ile gösterilir, burada α, çözünen gaz moleküllerinin yüzdesini belirtir. Denklemin stokiyometrisine bağlı olarak K<sub>p</sub> ve α arasında çeşitli ilişkiler mevcuttur. Örnek olarak [[Azot tetraoksit|diazot tetroksit]] (N<sub>2</sub>O<sub>4</sub>)  ile ayrışan [[Azot dioksit|nitrojen dioksit]] (NO<sub>2</sub>) alınacaktır.

: N <sub>2</sub> O <sub>4</sub> {{Eqm}} <sub>2</sub> NO <sub>2</sub>

Diazot tetroksit başlangıç konsantrasyonu litre başına 1&nbsp;mol ise, bu, denge verirken α ile, [[stokiyometri]] ile, NO<sub>2</sub>'nin 2α molleri ile azalacaktır.. [[Denge sabiti]] ([[basınç]] cinsinden) şu denklem ile gösterilir:

: <math chem="">K_p = \frac\ce{p(NO2)^2}\ce{p(N2O4)}</math>

P, kısmi basıncı temsil eder. Bu nedenle, [[Kısmi basınç|kısmi basıncın]] tanımı ve toplam basıncı temsil etmek için p<sub>T</sub> ve mol fraksiyonunu temsil etmek için x kullanırsak;

: <math chem="">K_p = \frac\ce{{p_T}^2(x(NO2))^2}\ce{p_T\cdot x(N2O4)} = \frac\ce{p_T(x(NO2))^2}\ce{x(N2O4)}</math>

Dengedeki toplam mol sayısı (1-α) + (2α) 'dır ve 1+α'ya eşdeğerdir. Böylece mol fraksiyonlarının alfa cinsinden gerçek değerlerle ikame edilmesi ve basitleştirilmesi;

: <math chem="">K_p = \frac\ce{p_T(4\alpha^2)}{(1+\alpha)(1-\alpha)} = \frac\ce{p_T(4\alpha^2)}{1-\alpha^2}</math>

Bu denklem Le Chatelier'in İlkesine uygundur. ''K''<sub>p</sub> sıcaklıkla sabit kalacaktır. Sisteme basınç eklenmesi, p<sub>T</sub> değerini artıracaktır, bu nedenle α, ''K''<sub>p</sub>'yi sabit tutmak için düşmelidir. Aslında, dengenin basıncının arttırılması, dinitrojen tetroksit oluşumunu destekleyen sola kaymaya yardımcı olur (dengenin bu tarafında olduğu gibi, basınç mol sayısı ile orantılı olduğundan daha az basınç vardır), dolayısıyla α ayrışma kapsamını azaltır.

== Sulu çözelti içindeki asitler ==
Bir asitin su çözücüsünde reaksiyonu genellikle bir ayrışma olarak tanımlanır

<chem>HA <=> {H+} + {A^-}</chem>

burada, HA, örneğin asetik asit, CH<sub>3</sub>COOH gibi bir proton asittir. Çift ok, ayrışmanın ve rekombinasyonun aynı anda meydana geldiği bir denge sürecinin gerçekleştiği anlamına gelir. Bu, asit ayrışma sabiti anlamına gelir

: <math chem="">K_{\ce a} = \ce{\frac{[H^+] [A^-]}{[HA]}}</math>

Bununla birlikte, [[Brønsted-Lowry asit-baz teorisi]], ''proton'' H+'nın çözelti içinde mevcut olmadığını, bunun yerine [[hidronyum]] iyonu H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> oluşturmak için bir su molekülü tarafından ''kabul'' edildiğini (bağlandığını) belirten daha doğru bir açıklama sunar.

Reaksiyon bu nedenle şu şekilde daha doğru olarak yazılır

<chem>{HA} + H2O <=> {H3O+} + A^-</chem>

ve daha iyi bir ''iyonlaşma'' veya iyon oluşumu olarak tanımlanır (HA'nın net yükünün olmadığı durum için). Denge sabiti o zaman

: <math chem="">K_{\ce a} = \ce{\frac{[H_3O^+] [A^-]}{[HA]}}</math>

<chem>[H_2O]</chem>  dahil edilmemiştir çünkü seyreltik solüsyonda çözücü esasen bir [[termodinamik]] aktiviteye sahip saf bir sıvıdır.<ref name=":0">{{Kitap kaynağı|url=https://archive.org/details/generalchemistry00hill|başlık=General chemistry: principles and modern applications|tarih=2002|sayfa=|sayfalar=|yer=Upper Saddle River, N.J|yayıncı=Prentice Hall|kaynak=harv|seri=8th|isbn=978-0-13-014329-7|oclc=46872308}}</ref> {{Rp|668}}

K<sub>a</sub> çeşitli bir ''ayrışma sabiti'',<ref>[[Keith Laidler|Laidler K.J.]] ''Physical Chemistry with Biological Applications'' (Benjamin/Cummings) 1978, p.307 {{ISBN|978-0-8053-5680-9}}</ref> bir ''asit iyonlaşma sabiti,''<ref name=":0"/>{{Rp|668}} bir ''asit sabiti''<ref name="Atkins"/> veya bir ''iyonizasyon sabiti'' gibi şekillerde adlandırılabilir.{{Rp|708}} Bu asit kuvvetinin bir göstergesi olarak hizmet eder: güçlü asitler daha yüksek bir ''K''<sub>a</sub> değerine (ve daha düşük bir p''K''<sub>a</sub> değerine) sahiptir.

== Parçalanma ==
Bir molekülün parçalanması, bir heteroliz veya homoliz süreci ile gerçekleşebilir.

== Reseptörler ==
[[Reseptör (biyokimya)|Reseptörler]], küçük [[Ligand (kimya)|ligandları]] bağlayan [[protein]]lerdir . Ayrışma sabiti ''K''<sub>d</sub> ligandın reseptöre [[Ligand (biyokimya)|afinite]]sinin bir göstergesi olarak kullanılır. Reseptör için ligand afinitesi ne kadar yüksek olursa, ''K''<sub>d</sub>değeri o kadar düşük olur (ve p''K''<sub>d</sub> değeri o kadar yüksek olur).

== Ayrıca bakınız ==

* [[Bağ ayrışma enerjisi]]
* [[Fotoliz|Foto]] ayrışma, moleküllerin fotonlarla ayrışması (ışık, gama ışınları, x-ışınları)
* [[Radyoliz]], iyonlaştırıcı radyasyonla moleküllerin ayrışması
* [[Termal bozunma]]

== Kaynakça ==
{{Kaynakça}}

{{Otorite kontrolü}}

[[Kategori:Kimyasal dengeler]]
[[Kategori:Kimyasal işlemler]]